Exercices

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Exercices

4.1
L’énergie et ses formes
1 L’un des éléments énumérés ci-dessous n’est pas une source d’énergie. Quel est
cet élément ? Expliquez votre réponse.
a) Le vent.
c) Une pomme.
e) La température.
b) De l’eau chaude.
d) Du pétrole.
f) Le Soleil.
e) La température. La température est une mesure de l’état d’agitation thermique des particules de
matière. Elle se mesure en degrés Celsius, tandis que l’énergie se mesure en joules. Donc, ce ne peut
être une source d’énergie.
2 Nommez une forme d’énergie correspondant à chacune des sources citées ci-dessous.
Énergie hydraulique.
a) Une chute d’eau.
b) Le noyau d’un atome.
Énergie nucléaire.
c) Une bougie allumée.
Énergie rayonnante ou énergie thermique.
d) Un verre de lait.
Énergie chimique.
3 Lorsqu’on refroidit un morceau de cuivre, qu’arrive-t-il à l’énergie cinétique des
atomes qui le constituent ?
L’énergie cinétique des atomes diminue, puisqu’elle dépend du mouvement des particules (vibrations,
Reproduction interdite
rotations et translations) et que ces mouvements diminuent lorsque la température baisse.
4 Ce graphique présente la courbe de
chauffage d’un morceau d’argent de 12,0 g.
a) À quel moment l’argent se met-il
à fondre ? Expliquez votre réponse.
Il se met à fondre à la
75e
seconde, parce
que la température demeure stable à partir
de ce moment.
b) Quel est le principal changement
provoqué par l’absorption d’énergie au
cours des 60 premières secondes ?
T (°C)
1400
1200
1000
800
600
400
200
0
961 °C
0
30
60
90
120 150 180
t (s)
Le principal changement est l’augmentation de la température de l’argent.
EXERCICES
CHAPITRE 4
| LES RÉACTIONS ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES
157
Exercices | Chapitre
4
Exercices
Le principal changement est le changement d’état de l’argent (fusion).
d) Calculez la variation d’énergie thermique de l’argent entre le début du chauffage
et le moment où il se met à fondre.
1. Q  ?
3. T  Tf  Ti
2. m  12,0 g
c  0,24 J/g°C
4. T  961 °C  0 °C  961 °C
Ti  0 °C
Tf  961 °C (D’après le graphique,
Q  mcT
Q  12,0 g  0,24 J/g°C  961 °C  2767,68 J
l’argent fond à 961 °C.)
3
Réponse : La variation d’énergie thermique de l’argent est de 2,8  10 J.
5 Quelle est la quantité d’énergie nécessaire pour chauffer 1,50 L d’eau de 22,0 °C
à 65,0 °C ?
1.
2.
Q?
V  1,50 L, soit 1500 ml
m  1500 ml  1 g/ml  1500 g
Ti  22,0 °C
Tf  65,0 °C
ceau  4,19 J/g°C
3.
4.
Q  mcT
T  Tf  Ti
T  65,0 °C  22,0 °C  43,0 °C
Q  1500 g  4,19 J/g°C  43,0 °C
Q  270 255 J
5
Réponse : La quantité d’énergie nécessaire pour chauffer l’eau est de 2,70  10 J ou de 270 kJ.
6 Une certaine quantité d’eau, à une température initiale de 18,0 °C, est chauffée
jusqu’à son point d’ébullition à l’aide d’une source d’énergie qui dégage 22,5 kJ
en 12 minutes. Dans ces conditions, quelle était la masse d’eau ?
1. m  ?
2. Q dégagée  −22,5 kJ
Q absorbée par l’eau  22,5 kJ
 22 500 J
Ti  18,0 °C
Tf  100,0 °C
3. T  Tf  Ti
Q  mcT
D’où m  Q/cT
4. T  100,0 °C  18,0 °C  82,0 °C
22 500 J
m  4,19 J/g°C  82,0 °C
m  65,5 g
Réponse : La masse d’eau était de 65,5 g.
158
PARTIE II
| L’ASPECT ÉNERGÉTIQUE DES TR ANSFORMATIONS
EXERCICES
4
c) Quel est le principal changement provoqué par l’absorption d’énergie entre
la 90e seconde et la 150e seconde ?
1. Q absorbée ou dégagée par le glaçon  ?
3.L’énergie absorbée par le glaçon équivaut
à l’énergie dégagée par l’eau.
2. Veau  250,0 ml
D’où meau  250,0 ml  1 g/ml  250,0 g
Qglaçon  Qeau
Ti eau  18,0 °C
Qeau  meauceauTeau
Tf eau  12,0 °C
T  Tf  Ti
4. T  12,0 °C  18,0 °C  6,0 °C
Qeau  250,0 g  4,19 J/g°C  6,0 °C
Qeau  6285 J
Qglaçon  6285 J
Réponse : Comme l’eau a dégagé 6,3 kJ, le glaçon a donc absorbé 6,3 kJ.
8 Un bloc de plomb chaud de 15,0 g est plongé dans 500,0 ml d’eau.
a) Sachant que l’énergie dégagée par le plomb est de 12,6 kJ, calculez
la variation de température de l’eau.
1. Teau  ?
2. Veau  500,0 ml
D’où meau  500,0 ml  1 g/ml  500,0 g
Qplomb  −12,6 kJ
Qeau  12,6 kJ  12 600 J
3. Qeau  meauceauTeau
Qeau
D’où Teau  m c
eau eau
4. Teau 
12 600 J
500,0 g  4,19 J/g°C
Teau  6,01 °C
Réponse : La variation de température de l’eau est de 6,01 °C.
b) La variation de température du bloc de plomb sera-t-elle la même que celle
de l’eau ? Expliquez votre réponse.
Non, la variation de température du bloc de plomb ne sera pas la même que celle de l’eau.
C’est la température finale des deux substances qui sera la même.
EXERCICES
CHAPITRE 4
159
4
7 Un glaçon flotte dans un verre qui contient 250,0 ml d’eau. La température de
l’eau est passée de 18,0 °C à 12,0 °C. Calculez la variation d’énergie thermique
subie par le glaçon. De plus, précisez si ce dernier a absorbé ou dégagé de l’énergie.
La chaleur passe toujours du milieu où la
température est la plus élevée vers le milieu
où la température est la plus basse. Dans un
réfrigérateur, ce sont donc les aliments qui
dégagent de la chaleur que l’air absorbe. La
chaleur passe donc des aliments à l’air.
10 Sabrina fait chauffer une tige d’acier de 50,00 g. Lorsque la tige atteint une
température de 85,0 °C, elle la dépose dans un thermos contenant 225,00 g
d’éthanol, à une température de 20,0 °C. La température de l’éthanol s’élève
alors jusqu’à 22,6 °C, puis se stabilise à cette température. Si l’on considère
qu’il n’y a pas eu de perte d’énergie dans l’environnement, quelle est la capacité
thermique massique de l’acier ?
4. Calcul de la chaleur absorbée
par l’éthanol
1. cacier  ?
2. macier  50,00 g
Téthanol  22,6 °C  20,0 °C  2,6 °C
Qéthanol  225,00 g  2,46 J/g°C  2,6 °C
3. Qacier  Qéthanol
Qéthanol  1439,1 J
Calcul de la capacité thermique
massique de l’acier
Qacier  1439,1 J
Tacier  22,6 °C  85,0 °C  62,4 °C
c
Ti de l’acier  85,0 °C
méthanol  225,00 g
Ti de l’éthanol  20,0 °C
Tf de l’éthanol  22,6 °C  Tf de l’acier
Q  mcT
Q
D’où c  mT
T  Tf  Ti
1439,1 J
50,00 g  62,4 °C
c  0,461 J/g°C
Réponse : La capacité thermique massique de l’acier est de 0,46 J/g°C.
160
PARTIE II
EXERCICES
4
9 Expliquez comment s’effectue le transfert
d’énergie thermique entre les aliments et
l’air dans un réfrigérateur.
4.2
L’énergie associée aux transformations de la matière
c) 2 NaNO3  Chaleur ➞ 2 NaNO2  O2
X
X
b)La formation de la rosée.
Chimique
X
Physique
a)La cuisson d’un gâteau.
Exothermique
Transformation
Endothermique
1 Pour chacune des transformations suivantes, indiquez s’il s’agit d’une transformation
endothermique ou exothermique et s’il s’agit d’un changement physique ou chimique.
X
X
X
d)N2(g)  3 H2(g) ➞ 2 NH3(g)  Énergie
X
X
e)C(s)  O2(g) ➞ CO2(g)  394 kJ
X
X
f) La combustion du propane.
X
X
g) L’électrolyse de l’eau.
X
h)La sublimation du diiode.
X
X
X
2 Indiquez au moins une forme d’énergie dégagée par chacune des transformations
suivantes. Exemples de réponses.
Énergie thermique, énergie rayonnante.
a) Un incendie de forêt.
b) La congélation de l’eau.
Énergie thermique.
c) L’explosion de la dynamite.
Énergie thermique, énergie sonore, énergie rayonnante.
d) La respiration cellulaire.
Énergie thermique.
3 Indiquez une forme d’énergie absorbée par chacune des transformations
suivantes. Exemples de réponses.
Énergie électrique.
a) La recharge d’une pile.
b) La photosynthèse d’une plante.
Énergie solaire.
c) La cuisson d’un pain.
Énergie thermique.
d) L’évaporation de l’essence.
Énergie thermique.
EXERCICES
CHAPITRE 4
171
4
Exercices
C’est la première qui est la plus susceptible d’être une transformation physique, puisqu’elle met
en jeu moins d’énergie que la deuxième.
5 Chloé affirme que seules les réactions endothermiques absorbent de l’énergie.
Êtes-vous d’accord avec elle ? Expliquez votre réponse.
Non, puisque certaines réactions exothermiques doivent absorber de l’énergie pour être amorcées.
6 Repérez dans la photo ci-contre les réactions
endothermiques et les réactions exothermiques.
Exemples de réponses.
Endothermiques : la cuisson des aliments,
la photosynthèse.
Exothermiques : la combustion du bois,
la respiration cellulaire.
7 Écrivez l’équation thermique correspondant à chacune des descriptions suivantes.
a) La dissolution d’une mole de nitrate d’argent absorbe 22,6 kJ.
AgNO3(s)  22,6 kJ ➞ Ag(aq)  NO3−(aq) ou AgNO3(s)  22,6 kJ ➞ AgNO3(aq)
b) La décomposition en éléments d’une mole de C3H8 gazeux absorbe 103,8 kJ.
C3H8(g)  103,8 kJ ➞ 3 C(s)  4 H2(g)
4
4 Une transformation dégage 25 kJ et une autre absorbe 750 kJ. Laquelle est la plus
susceptible de représenter un phénomène physique ? Expliquez votre réponse.
c) La synthèse d’une mole de chlorure d’hydrogène gazeux à partir de ses éléments
sous forme gazeuse dégage 92,3 kJ.
Cl2(g)  H2(g) ➞ 2 HCl(g)  184,6 kJ ou 12 Cl2(g)  12 H2(g) ➞ HCl(g)  92,3 kJ
8 Écrivez l’équation thermique correspondant à chacune des descriptions suivantes.
Laissez des traces de vos calculs.
a) La dissociation électrolytique de 0,26 mol de chlorure d’ammonium solide
(NH4Cl) absorbe 4,24 kJ.
4,24 kJ
? kJ
0,26 mol  1 mol
4,24 kJ  1 mol
 16,3 kJ, donc 16 kJ
0,26 mol


Réponse : NH4Cl(s)  16 kJ ➞ NH4 (aq)  Cl (aq)
172
PARTIE II
EXERCICES
4
b) Il faut 335 J pour faire fondre 1 g de glace.
335 J
?J
1 g de H2O  18,02 g
335 J  18,02 g
 6036,7 J, donc 6,04 kJ
1g
Réponse : H2O(s)  6,04 kJ ➞ H2O(l)
c) La combustion de 1 g de carbone dégage 32,8 kJ.
? kJ
32,8 kJ
 12,01 g
1g
32,8 kJ  12,01 g
 394 kJ
1g
Réponse : C(s)  O2(g) ➞ CO2(g)  394 kJ
d) La décomposition de 108 g d’eau liquide en ses éléments requiert 1714,8 kJ.
1714,8 kJ
? kJ
108 g  18,02 g
1714,8 kJ  18,02 g
 286 kJ
108 g
1
Réponse : 2 H2O(l)  572 kJ ➞ 2 H2(g)  O2(g) ou H2O(l)  286 kJ ➞ H2(g)  2 O2(g)
9 Voici l’équation thermique de l’oxydation du fer :
4 Fe(s)  3 O2(g) ➞ 2 Fe2O3(s)  830 kJ
Si l’on fait réagir complètement 50,0 g de fer avec suffisamment de dioxygène,
quelle sera la quantité d’énergie dégagée ?
4 Fe(s)

3 O2(g)
➞
2 Fe2O3(s)
4 mol
3 mol
2 mol
223,4 g
50,0 g
96,00 g
319,4 g

830 kJ
830 kJ
? kJ
223,4 g
830 kJ
50,0 g  830 kJ
 185,8 kJ
223,4 g
Réponse : La réaction de 50,0 g de fer dégage 186 kJ.
EXERCICES
CHAPITRE 4
173
CH4(g)  74,8 kJ ➞ C(s)  2 H2(g)
Quelle quantité d’énergie faut-il pour décomposer 20,00 g de méthane ?
CH4(g)
1 mol

74,8 kJ
➞C(s)
74,8 kJ
16,05 g
20,00 g
? kJ
16,05 g
74,8 kJ

2 H2(g)
1 mol
2 mol
12,01 g
4,04 g
20,00 g  74,8 kJ
 93,2 kJ
16,05 g
éponse : La décomposition de 20,0 g de méthane nécessite 93,2 kJ.
R
11 La chaleur molaire de la réaction de synthèse du monoxyde de carbone (CO) est
de 110,5 kJ/mol. Quelle est sa chaleur massique ?
110,5 kJ
110,5 kJ
équivaut à
1 mol
28,01 g
? kJ
110,5 kJ
D’où 1 g 
28,01 g
1 g  110,5 kJ
 3,945 kJ
28,01 g
Réponse : La chaleur massique de la synthèse du monoxyde de carbone est de 3,945 kJ/g de CO.
12 La dissolution de 10,00 g de sulfate de cuivre dégage 8,00 kJ.
a) Quelle est la chaleur massique de réaction ?
? kJ
8,00 kJ
 1g
10,00 g
D’où
4
10 La décomposition du méthane (CH4) s’effectue selon l’équation qui suit :
8,00 kJ  1 g
 0,800 kJ
10,00 g
Réponse : La chaleur massique de réaction est de 0,800 kJ/g ou 800 J/g de CuSO4.
b) Quelle est la chaleur molaire de réaction ?
Comme la masse molaire du sulfate
de cuivre est de 159,62 g/mol :
? kJ
8,00 kJ
 159,62 g
10,00 g
8,00 kJ  159,62 g
 127,7 kJ
10,00 g
Réponse : La chaleur molaire de réaction est de 128 kJ/mol de CuSO4.
174
PARTIE II
EXERCICES
4
nitroglycérine se décompose selon l’équation suivante :
4 C3H5N3O9(l) ➞ 6 N2(g)  12 CO2(g)  10 H2O(g)  O2(g)  6165,6 kJ
Quelle masse de nitroglycérine est nécessaire si on veut obtenir 10 000 kJ ?
4 C3H5N3O9(l)➞
6 N2(g)
 12 CO2(g)  10 H2O(g) O2(g)
4 mol
6 mol
12 mol
10 mol
1 mol
908,44 g
?g
168,12 g
528,12 g
180,2 g
32,00 g
13 La
 6165,6 kJ
6165,6 kJ
10 000 kJ
908,44 g
6165,6 kJ
908,44 g  10 000 kJ
 1473,4 g
6165,6 kJ
Réponse : Il faut 1473,4 g de nitroglycérine pour obtenir 10 000 kJ.
14 Soit
la réaction : A  B ➞ C  D
Si l’enthalpie totale des réactifs est de 50 kJ de plus que celle des produits, quel
est le H de la réaction ? Exemple de démarche.
H  Hp  Hr
H  x kJ  (x  50) kJ
H  x kJ  x kJ  50 kJ
H  50 kJ
15 Pour
une réaction chimique donnée, l’enthalpie des substances produites est
de 925,6 kJ et celle des réactifs est de 384,7 kJ.
a) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?
H  Hp  Hr
H  925,6 kJ  384,7 kJ
H  540,9 kJ
b) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ?
Cette réaction est endothermique.
EXERCICES
CHAPITRE 4
175
réaction donnée dégage 265 kJ. Si l’enthalpie des produits est de 987 kJ,
quelle est l’enthalpie des réactifs ?
H  Hp  Hr
D’où Hr  (H  Hp)
D’où Hr  (265 kJ  987 kJ)
D’où Hr  1252 kJ
17 Récrivez
les équations suivantes en indiquant la chaleur de réaction en kJ/mol
de produit. N’oubliez pas de respecter la convention des signes.
a)C(s)  O2(g) ➞ CO2(g)  394 kJ
C(s)  O2(g) ➞ CO2(g)
H  394 kJ/mol de CO2
b) 2 H2(g)  O2(g) ➞ 2 H2O(g)  484 kJ
2 H2(g)  O2(g) ➞ 2 H2O(g)
H  242 kJ/mol de H2O
c)N2(g)  O2(g)  66,4 kJ ➞ 2 NO2(g)
N2(g)  O2(g) ➞ 2 NO2(g)
H  33,2 kJ/mol de NO2
d) La synthèse de 3 moles de dioxyde de soufre gazeux (SO2) dégage 890,4 kJ.
S(s)  O2(g) ➞ SO2(g)
H  296,8 kJ/mol de SO2
18 Récrivez
les équations thermiques suivantes en y incluant l’énergie de façon
appropriée.
H  103,8 kJ/mol de C3H8
a)C3H8(g) ➞ 3 C(s)  4 H2(g)
C3H8(g)  103,8 kJ ➞ 3 C(s)  4 H2(g)
b)CH4(g) ➞ C(s)  2 H2(g)
H  74,8 kJ/mol de CH4
CH4(g)  74,8 kJ ➞ C(s)  2 H2(g)
c) 2 N2O(g) ➞ 2 N2(g)  O2(g)
H  82,1 kJ/mol de N2O
2 N2O(g) ➞ 2 N2(g)  O2(g)  164,2 kJ
4
16 Une
d) La chaleur molaire de la synthèse du MgO(s) est de 602 kJ/mol de MgO.
2 Mg(s)  O2(g) ➞ 2 MgO(s)  1204 kJ ou Mg(s)  1/2 O2(g) ➞ MgO(s) + 602 kJ
19 La
chaleur massique de fusion de l’aluminium est de 393 J/g. Quelle est
sa chaleur molaire de fusion ?
MAl  26,98 g/mol
?J
393 J
 26,98 g
1g
393 J  26,98 g
 10 603 J
1g
Réponse : La chaleur molaire de fusion de l’aluminium est de 10,6 kJ/mol de Al.
176
PARTIE II
EXERCICES
4
20 Voici
H (kJ)
a) Quels sont les réactifs ?
850
Les réactifs sont A et B.
AB
b) Quelle est l’enthalpie des réactifs ?
L’enthalpie des réactifs est de 850 kJ.
c) Quels sont les produits ?
CD
320
Les produits sont C et D.
d) Quelle est l’enthalpie des produits ?
Progression de la réaction
L’enthalpie des produits est de 320 kJ.
e) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?
H  Hp  Hr
 320 kJ  850 kJ
 530 kJ
f) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse.
Cette réaction est exothermique, puisque l’enthalpie des réactifs est plus grande que celle
des produits et que la variation d’enthalpie est négative.
21 La
dissolution d’une mole d’acide sulfurique (H2SO4) dégage 74,1 kJ. Tracez
le diagramme de l’enthalpie en fonction de la progression de la réaction.
H (kJ)
0
H2SO4(l)
H
2 H(aq)  SO422(aq)
74,1
EXERCICES
CHAPITRE 4
177
un diagramme de l’enthalpie en
fonction de la progression d’une réaction
hypothétique.
un diagramme de l’enthalpie en fonction de la progression de la réaction
d’après l’équation thermique suivante :
ZnCO3(s)  71,5 kJ ➞ ZnO(s)  CO2(g)
H (kJ)
ZnO(s)  CO2(g)
71,5
H
ZnCO3(s)
0
23 Soit
l’équation thermique suivante :
2 NO(g)  Cl2(g) ➞ 2 NOCl(g)
Quelle est la chaleur molaire de chacune des réactions ci-dessous en fonction
du NOCl ?
➞ NOCl H  77,4 kJ/mol de NOCl
a)NO  1/2 Cl
(g)
2(g)
H  154,8 kJ
(g)
b) 6 NOCl(g) ➞ 6 NO(g)  3 Cl2(g)
24 Observez
H  77,4 kJ/mol de NOCl
le diagramme énergétique suivant. Écrivez l’équation thermique de cette réaction.
H (kJ)
40
0
A  2B
AB2
2120
A  2 B ➞ AB2  120 kJ ou A  2 B ➞ AB2 H 5 2120 kJ
178
PARTIE II
EXERCICES
4
22 Tracez
diagramme montre la variation de
température en fonction du temps d’un
échantillon de 18,0 g d’aluminium. (Pour
répondre aux questions, consultez les
annexes, à la fin du cahier.)
La variation de température en fonction du temps
T (°C)
a) Quel changement de phase ce
diagramme illustre-t-il ? Expliquez votre
réponse.
Il s’agit d’une solidification, puisque la
800
700
600
500
400
300
température diminue en fonction du
200
temps et que le plateau correspond à la
100
température de fusion ou de solidification
0
0
2
4
6
de l’aluminium, qui est de 660 °C.
8 10 12 14 16 18
t (min)
b) Écrivez l’équation thermique qui correspond à ce changement de phase
de deux façons différentes.
Selon l’ANNEXE 11, la chaleur molaire de fusion de l’aluminium est de 10,8 kJ/mol de Al.
Donc, sa chaleur molaire de solidification est de 10,8 kJ/mol de Al.
Al(l) ➞ Al(s)  10,8 kJ
Al(l) ➞ Al(s) H  10,8 kJ
c) Quelle quantité d’énergie est mise en jeu entre la 4e minute et la 12e minute ?
Précisez si cette énergie est dégagée ou absorbée.
? kJ
10,8 kJ
10,8 kJ
équivaut à
 18,0 g de Al
26,98 g de Al
1 mol de Al
10,8 kJ  18,0 g
 7,21 kJ
26,98 g
e
e
Réponse : L’aluminium dégage 7,21 kJ entre la 4 et la 12 minute.
d) Quelle quantité d’énergie est mise en jeu entre la 12e minute et la 18e minute ?
Précisez si cette énergie est dégagée ou absorbée.
1. Q  ?
2. m  18,0 g
c  0,90 J/g°C
Ti  660 °C
Tf  200 °C
3. T  Tf  Ti
Q  mcT
4. T  200 °C  660 °C  460 °C
Q  18,0 g  0,90 J/g°C  460 °C  7452 J
3
Réponse : L’aluminium dégage 7,45  10 J ou 7,45 kJ.
EXERCICES
CHAPITRE 4
179
4
25 Ce
4.3
Le bilan énergétique et le diagramme énergétique
1 Quelle est l’énergie nécessaire pour briser les liaisons des molécules suivantes ?
Pour répondre, consultez les ANNEXES 7 et 8.
a) Le phosgène (COCl2) est utilisé dans
la production de polymères et dans
l’industrie pharmaceutique.
b) L’acrylonitrile (CH2CHCN) est utilisé dans
la fabrication du plastique.
H
Cl
C
H
O
Cl
C
C
C
H
(2 liens simples CCl)  (1 lien double
CO)
(2  330 kJ)  741 kJ  1401 kJ
c) L’urée (CH4N2O) est utilisée
principalement comme engrais.
N
(3 liens simples CH)  (1 lien double
CC)  (1 lien simple CC)  (1 lien
triple CN)
(3  414 kJ)  611 kJ  347 kJ  891 kJ
 3091 kJ
d) La vanilline (C8H8O3) est une molécule
odorante caractéristique de l’odeur de
vanille.
H
O
H
H
H
C
N
N
H
H
(4 liens simples NH)  (2 liens simples
CN)  (1 lien double CO)
(4  389 kJ)  (2  293 kJ)  741 kJ
 2883 kJ
EXERCICES
CHAPITRE 4
O
C
H
C
O
C
C
C
H
H
H
H
C
C
C
O
H
(7 liens simples CH)  (4 liens simples
CC)  (3 liens simples C-O)  (3 liens
doubles CC)  (1 lien double CO) 
(1 lien simple OH)
(7  414 kJ)  (4  347 kJ)  (3  351 kJ)
 (3  611 kJ)  741 kJ  464 kJ  8377 kJ
185
4
Exercices
a)
CH4(g)
2 O2(g)

CO2(g)
➞
H
H
C
O
O
H
O
O
O
C
O
H
Énergie absorbée pour briser
les liens des réactifs
(4 liens simples CH)
2 H2O(g)

H
H
O
H
H
O
Énergie dégagée par la formation
des liens des produits
(2 liens doubles OO) (2 liens doubles CO)
(4  414 kJ)
(2  498 kJ)
(4 liens simples OH)
(2  741 kJ)
2652 kJ
(4  464 kJ)
3338 kJ
Bilan énergétique
2652 kJ  3338 kJ  686 kJ
b) H2(g)
H
H
 Cl2(g)
Cl
➞
2 HCl(g)
H
H
Cl
Cl
Cl
(1 lien simple HH)
435 kJ
(1 lien simple ClCl)
243 kJ
(2 liens simples HCl)
678 kJ
(2  431 kJ)
862 kJ
Bilan énergétique
678 kJ  862 kJ  184 kJ
186
PARTIE II
EXERCICES
4
2 Effectuez le bilan énergétique de chacune des transformations ci-dessous.
2 C(s)

3 H2(g)
H
H
H
H
H
H
C
C
H
H
H
C
C
H
H
(aucun lien)
0
4
C2H6(g)
➞
H
(3 liens simples HH)
(6 liens simples CH) 1 (1 lien simple CC)
(3  435 kJ)
(6  2414 kJ) 1 2347 kJ
1305 kJ
22831 kJ
Bilan énergétique
1305 kJ 1 22831 kJ = 21526 kJ
d)
2 NF3(g)
F
N
➞
N

F
F
F
N2(g)
N
3 F2(g)
F
F
F
N
F
F
F
F
F
(6 liens simples N2F)
(6  272 kJ)
(1 lien triple NN)
(3 liens simples F2F)
(2946 kJ)
1632 kJ
(3  2159 kJ)
21423 kJ
Bilan énergétique
1632 kJ 1 21423 kJ  1209 kJ
EXERCICES
CHAPITRE 4
187
c)
a) Dessinez le diagramme énergétique de cette transformation, en y indiquant
l’endroit où sont situés les réactifs, les produits et le complexe activé.
H (kJ)
Complexe activé
250
Produits
150
0
Réactifs
b) Calculez la variation d’enthalpie et l’énergie d’activation de cette réaction.
H  Hp  Hr
H  150 kJ  0 kJ
H  150 kJ
Ea  Hca  Hr
Ea  250 kJ  0 kJ
Ea  250 kJ
4 Soit le diagramme énergétique ci-contre.
H (kJ)
a) Quelle est la valeur de l’enthalpie des
réactifs ?
Hr  0 kJ
b) Quelle est la valeur de l’enthalpie des
produits ?
Hp  150 kJ
c) Quelle est la valeur de l’enthalpie du
complexe activé ?
150
100
50
0
50
100
150
200
4
3 Une réaction doit absorber 250 kJ pour débuter. Ensuite, elle dégage 100 kJ.
Hca  100 kJ
d) La réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse.
La réaction est exothermique, parce que l’enthalpie des réactifs est plus grande que l’enthalpie
des produits.
188
PARTIE II
EXERCICES
e) Quelle est la valeur de la variation
d’enthalpie de la réaction ?
Ea  Hca  Hr
Ea  100 kJ  0 kJ
Ea  100 kJ
H (kJ/mol)
Indiquez la lettre du graphique
à laquelle correspond chacune
des valeurs suivantes.
a) La variation d’enthalpie
de la réaction directe.
E
A
D
H
B
G
G
F
b) L’énergie d’activation
de la réaction directe.
H  Hp  Hr
H  150 kJ  0 kJ
H  150 kJ
5 Voici le diagramme énergétique
d’une réaction.
4
f) Quelle est la valeur de l’énergie
d’activation de la réaction ?
C
D
c) L’enthalpie des réactifs.
B
d) L’enthalpie des produits.
C
e) L’enthalpie du complexe activé.
A
g) L’énergie d’activation
de la réaction inverse.
f) La variation d’enthalpie
de la réaction inverse.
F
H
6 Le carbone réagit avec le dihydrogène pour produire un gaz, le C3H8, tout en
dégageant 104 kJ/mol du produit. Illustrez cette réaction de trois façons différentes.
3 C(s)  4 H2(g) ➞ C3H8(g)  104 kJ
3 C(s)  4 H2(g) ➞ C3H8(g) H  104 kJ
H (kJ)
0
3 C(s)  4 H2(g)
C3H8(g)
104
EXERCICES
CHAPITRE 4
189
CH2CH2(g
H
➞
CH2CHCl(g)
H
C
H
 Cl2(g)
H
C
Cl
Cl
C
Cl
H
H
 HCl(g)
C
H
Cl
H
a) Effectuez le bilan énergétique de cette réaction.
Énergie absorbée pour briser les liens des réactifs :
(4 liens simples CH)  (1 lien double CC)  (1 lien simple ClCl)
(4  414 kJ)  611 kJ  243 kJ  2510 kJ
Énergie dégagée lors de la formation des liens des produits :
(3 liens simples CH)  (1 lien simple CCl)  (1 lien double CC)  (1 lien simple H-Cl)
(3  414 kJ)  330 kJ  611 kJ  431 kJ  2614 kJ
Bilan énergétique  Énergie absorbée  Énergie dégagée
Bilan énergétique  2510 kJ  2614 kJ
Bilan énergétique  104 kJ
b) Dessinez le diagramme énergétique de la réaction. Sur le diagramme,
représentez l’énergie d’activation et la variation d’enthalpie de la réaction.
H (kJ)
4
7 Le chlorure de vinyle, aussi connu sous le nom de chloroéthène, est la matière
première du polychlorure de vinyle (PVC). Il est fabriqué industriellement à partir
de l’éthylène et du dichlore selon l’équation suivante :
2510
Ea
0
CH2CH2  Cl2
H
CH2CHCl  HCl
104
190
PARTIE II
EXERCICES
Synthèse du chapitre 4
1 Voici le diagramme énergétique d’une
réaction.
H (kJ)
a) Quels sont les réactifs ?
Le NH3.
2300
b) Dans cette réaction, l’enthalpie des
produits est-elle plus haute ou plus
basse que l’enthalpie des réactifs ?
Elle est plus haute.
c) Est-ce une réaction endothermique ou
exothermique ?
46
0
N2(g)  3 H2(g)
2 NH3(g)
C’est une réaction endothermique.
d) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?
H  Hp  Hr
H  46 kJ  0 kJ
H  46 kJ
e) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction inverse ?
Eai  Hca  Hr
Eai  2300 kJ  46 kJ
Eai  2254 kJ
f) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction directe ?
Ea  Hca  Hr
Ea  2300 kJ  0 kJ
Ea  2300 kJ
g) Quelle est la variation d’enthalpie de la réaction inverse ?
Hi  0 kJ 2 46 kJ
 246 kJ
EXERCICES
CHAPITRE 4
193
4
Exercices
H2O(l) ➞ H2O(g) H  44 kJ/mol de H2O
Si l’enthalpie de la vapeur d’eau est de 924 kJ, quelle est l’enthalpie de l’eau
sous forme liquide ?
H  Hp  Hr
D’où Hr  2(H  Hp)
D’où Hr  2(44 kJ  924 kJ)
D’où Hr  880 kJ
3 Pour chacune des transformations ci-dessous, indiquez si ce sont les réactifs
ou les produits qui possèdent l’enthalpie la plus basse.
a) 2 Mg(s)  O2(g) ➞ 2 MgO(s)
H  1204 kJ
Le produit, l’oxyde de magnésium (MgO(s)).
b) 2 C(s)  2 H2(g) ➞ C2H4(g)
H  52 kJ
Les réactifs, le carbone et le dihydrogène.
c) 2 Na(s)  Cl2(g) ➞ 2 NaCl(s)  824 kJ
Le produit, le chlorure de sodium (NaCl).
d) 2 Fe2O3(s)  1660 kJ ➞ 3 O2(g)  4 Fe(s)
Le réactif, le Fe2O3(s).
4 Complétez les phrases suivantes.
a) Dans une réaction endothermique, l’énergie absorbée est
l’énergie dégagée.
plus grande
que
b) Dans une réaction exothermique, l’énergie d’activation de la réaction directe
est
plus petite
que l’énergie d’activation de la réaction inverse.
positif
c) Le signe de la variation d’enthalpie d’une réaction endothermique est
plus grande
d) Dans une réaction exothermique, l’enthalpie des réactifs est
.
que celle des produits.
5 Une étudiante note les observations suivantes :
A. La
B.La
C.La
D.La
transformation
transformation
transformation
transformation
d’une
d’une
d’une
d’une
mole
mole
mole
mole
d’un
d’un
d’un
d’un
gaz libère 26 kJ.
liquide libère 1475 kJ.
solide absorbe 1615 kJ.
liquide absorbe 12 kJ.
Lesquelles de ces transformations sont probablement des phénomènes physiques ?
Expliquez votre réponse.
La transformation A et la transformation D, puisqu’elles font intervenir moins d’énergie
que les deux autres.
194
PARTIE II
EXERCICES
4
2 Voici l’équation thermique de l’évaporation de l’eau :
4
H (kJ)
Quelle est la chaleur molaire de
décomposition du sulfure
de dihydrogène ?
0
H2(g)  S(s)
Hi  0 kJ  20,2 kJ  20,2 kJ
Donc, la chaleur molaire est de 20,2 kJ.
H2S(g)
20,2
7 Alexandre fait chauffer 250,0 ml d’eau à 18,0 °C par la combustion de 0,650 g
de gaz naturel (CH4). Si la chaleur molaire de combustion du gaz naturel est de
890 kJ/mol de CH4, quelle sera la température finale de l’eau ? On considère
qu’il n’y a pas d’échange d’énergie avec le milieu extérieur.
1. Tf  ?
2. Veau  250,0 ml
D’où meau  250,0 ml  1 g/ml  250,0 g
Ti  18,0 °C
Qcombustion  890 kJ/mol de CH4
3. Qeau  2Qcombustion de 0,650 g de CH4
Qeau  meauceauTeau
Qeau
D’où Teau  m c
eau eau
T  Tf  Ti
D’où Tf  T  Ti
4. Calcul de l’énergie dégagée par la combustion de 0,650 g de CH4
? kJ
890 kJ
890 kJ
équivaut à
 0,650 g de CH
mol de CH4
16,05 g de CH4
4
890 kJ  0,650 g
 36,0 kJ
16,05 g
Calcul de la variation de température de l’eau
Qeau   36,0 kJ  36,0 kJ  36 000 J
36 000 J
Teau  250,0 g  4,19 J/g°C  34,4 °C
Calcul de la température finale de l’eau
Tf  18,0 °C  34,4 °C  52,4 °C
Réponse : La température finale de l’eau sera de 52,4 °C.
EXERCICES
CHAPITRE 4
195
6 Voici le diagramme énergétique
d’une réaction.
a) La réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse.
La réaction est exothermique, puisqu’elle dégage plus d’énergie qu’elle n’en absorbe.
b) L’enthalpie des réactifs est-elle supérieure ou inférieure à celle des produits ?
L’enthalpie des réactifs est supérieure à celle des produits.
c) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?
H  125 kJ
d) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction directe ?
20 kJ
e) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction inverse ?
145 kJ
9 Le graphique ci-contre représente la
décomposition du dioxyde d’azote.
H (kJ)
Indiquez si chacun des énoncés suivants
est vrai ou faux. S’il est faux, expliquez
pourquoi.
0
2 NO2(g)
a) Les réactifs sont N2(g)  2 O2(g).
Faux. Ce sont les produits.
b) Les réactifs possèdent une enthalpie
plus grande que les produits.
66,4
Vrai.
N2(g)  2 O2(g)
c) La réaction de décomposition du
dioxyde d’azote est exothermique.
4
8 Pour amorcer une réaction chimique donnée, il faut 20 kJ. Cette réaction dégage
ensuite 145 kJ.
Vrai.
d) La variation d’enthalpie de cette réaction est positive.
Faux. La variation d’enthalpie est négative, puisque la réaction est exothermique.
e) La variation d’enthalpie de la réaction de synthèse du dioxyde d’azote est
de 66,4 kJ/mol de NO2.
Faux. La variation d’enthalpie est de 33,2 kJ/mol de NO2.
10 Indiquez le signe qui devrait être associé à la valeur du transfert d’énergie décrit
dans chacun des énoncés ci-dessous.
a) La température du verre de jus oublié sur la table augmente graduellement. Positif.
Négatif.
b) Le sable exposé au soleil dégage une douce chaleur.
c) En cas d’hypothermie, la température du corps chute de façon alarmante.
196
PARTIE II
Négatif.
EXERCICES
4
a)NF3(g)
1 N
3
2 2(g)  2 F2(g) ➞ NF3(g)
H  124,7 kJ
b)HCN(g)
1 H
1
2 2(g)  C(s)  2 N2(g) ➞ HCN(g)
H  135 kJ
c) Trioxyde de dialuminium.
2 Al(s)  32 O2(g) ➞ Al2O3(s)
H  1676 kJ
d) Sulfate de magnesium.
Mg(s)  S(s)  2 O2(g) ➞ MgSO4(s)
H  1285 kJ
11 Écrivez les équations thermiques des réactions de formation des substances
suivantes (voir l’ANNEXE 10).
12 Vanessa mélange 120,0 ml d’eau froide à 10,0 °C avec 60,0 ml d’eau chaude
à 75,0 °C. Quelle sera la température finale du mélange ?
Qeau froide  2Qeau chaude
120,0 g  4,19 J/g°C (Tf  10,0 °C)  60,0 g  4,19 J/g°C (Tf  75,0 °C)
120,0 Tf  1200 °C  60,0 Tf  4500 °C
180,0 Tf  5700
Tf  31,7 °C
Réponse : La température finale du mélange sera de 31,7 °C.
13 Voici l’équation de la réaction de synthèse de l’iodure d’hydrogène :
H2(g)  I2(g) ➞ 2 HI(g)
Si la chaleur de cette réaction est de 26,0 kJ/mol d’iodure d’hydrogène, quelle
sera la quantité de chaleur absorbée si l’on fait réagir complètement 4,00 g
de dihydrogène (H2(g)) avec suffisamment de diiode (I2(g)) ?
H2(g)
I2(g)
1 mol
1 mol
2,02 g
4,00 g
253,80 g

52,0 kJ
52,0 kJ
➞
2 Hl(g)
2 mol
255,82 g
? kJ
2,02 g
52,0 kJ
4,00 g  52,0 kJ
 103 kJ
2,02 g
Réponse : La chaleur absorbée sera de 103 kJ. EXERCICES
CHAPITRE 4
197
CH3CH2OH(l)
H
H
H
C
C
H
H
 O2(g)
➞
CH3COOH(aq)
H
O
H
O
O
H
C
H
 H2O(l)
O
H
C
O
H
O
H
a) Effectuez le bilan énergétique de cette réaction.
Énergie absorbée pour briser les liens des réactifs :
(5 liens simples CH)  (1 lien simple CC)  (1 lien simple CO)  (1 lien simple OH)
 (1 lien double OO)
(5  414 kJ)  347 kJ  351 kJ  464 kJ  498 kJ  3521 kJ
Énergie dégagée lors de la formation des liens des produits :
(3 liens simples CH)  (1 lien simple CC)  (1 lien double CO)  (1 lien simple CO)
 (3 liens simples O-H)
(3  414 kJ)  347 kJ  741 kJ  351 kJ  (3  464 kJ)  4073 kJ
Bilan énergétique  Énergie absorbée  Énergie dégagée
 3521 kJ  4073 kJ
 552 kJ
b) Dessinez le diagramme énergétique de la réaction. Sur le diagramme, tracez
des flèches qui illustrent l’énergie d’activation et la variation d’enthalpie de
la réaction.
H (kJ)
4
14 L’acide acétique qui compose le vinaigre provient de l’oxydation de l’éthanol
dans le vin, d’où le nom « vin aigre ». Voici la réaction qui illustre ce phénomène.
3521
Ea
0
CH3CH2OH  O2
H
CH3COOH  H2O
552
198
PARTIE II
EXERCICES
1 Une piscine contient 10 000 L d’eau à 17 °C. Quelle quantité d’eau bouillante
devrait-on y ajouter pour augmenter la température de l’eau de la piscine de 3 °C ?
1. meau bouillante  ?
2. Piscine :
V  10 000 L
D’où meau  10 000 kg
Ti  17 °C
Tf  20 °C
T  3 °C
Eau bouillante :
Ti  100 °C
Tf  20 °C
T  80 °C
3. Q  mcT
Q
D’où m  cT
T  Tf  Ti
4.
Calcul de l’énergie nécessaire pour chauffer
l’eau de la piscine
Qpiscine  10 000 kg  4,19 kJ/kg°C  3 °C
Qpiscine  125 700 kJ
Calcul de la masse d’eau bouillante
Qdégagée par l’eau bouillante  Qpiscine
 125 700 kJ
125 700 kJ
m
 375 kg
4,19 kJ/kg°C  80 °C
2
Réponse : Il faudrait ajouter environ 4  10 L d’eau bouillante dans la piscine.
2 Gabrielle fait bouillir 100,0 g d’éthanol (C2H5OH) jusqu’à vaporisation complète.
Si la température initiale de l’éthanol est de 15,0 °C, quelle quantité d’énergie
sera nécessaire ?
Comme la température d’ébullition de
Q  100,0 g  2,46 J/g°C  63,0 °C
l’éthanol est de 78,0 °C, il faut d’abord
Q  15 498 J ou 15,5 kJ
Calcul de la chaleur nécessaire pour
vaporiser l’éthanol
Chaleur molaire de vaporisation de l’éthanol
(voir l’ANNEXE 11)  39,3 kJ/mol
39,3 kJ
? kJ

donc, 85,3 kJ
46,08 g
100,0 g
Calcul de la chaleur totale
Qtotal  15,5 kJ  85,3 kJ  100,8 kJ
chauffer l’éthanol de 15,0 °C à 78,0 °C
pour qu’elle se vaporise.
Qtotal  Qchauffage  Qvaporisation
Calcul de la chaleur nécessaire pour
chauffer l’éthanol de 15,0 °C à 78 °C
Ti  15,0 °C
Tf  78,0 °C
T  Tf  Ti
 78,0 °C  15,0 °C
 63,0 °C
Q  mcT
Réponse : Il faudra 101 kJ pour la vaporisation complète de l’éthanol.
EXERCICES
CHAPITRE 4
199
4
Défis du chapitre 4
H  Ea  Eai
H  240 kJ  820 kJ
H  580 kJ
4 La combustion du
méthane (CH4(g)) est
représentée par le
diagramme ci-contre.
Quelle quantité d’énergie
est nécessaire pour
permettre à 80,00 g de
méthane de former un
complexe activé avec
le dioxygène ?
H (kJ)
2650
CH4(g)  2 O2(g)
0
CO2(g)  2 H2O(g)
802
Ea  Hca  Hr
Ea  2650 kJ  0 kJ
2650 kJ  80,00 g
 13 209 kJ
16,05 g
Ea  2650 kJ
2650 kJ
2650 kJ
? kJ
1 mol ou 16,05 g  80,00 g
4
Réponse : Il faut 1,321  10 kJ pour permettre à 80,00 g de méthane de former un complexe activé.
5 Le méthanol (CH3OH) et l’éthanol (C2H5OH) sont deux types d’alcool qui peuvent
être utilisés comme carburants.
STRUCTURE DU MÉTHANOL
200
STRUCTURE DE L’ÉTHANOL
PARTIE II
EXERCICES
4
3 Un étudiant détermine que l’énergie d’activation d’une réaction est égale à 240 kJ
tandis que l’énergie d’activation de la réaction inverse est de 820 kJ. Quelle est
la variation d’enthalpie de cette réaction ?
2 CH3OH(l)  3 O2(g) ➞ 2 CO2(g)  4 H2O(g)
Bilan énergétique de la combustion du méthanol :
(6 liens simples CH) (3 liens doubles OO) (4 liens doubles CO)
 (2 liens simples CO)
 (2 liens simples OH)
(6  414 kJ)
 (2  351 kJ)
 (2  464 kJ)
(3  498 kJ)
(8 liens simples HO)
(4  741 kJ)
5608 kJ
(8  464 kJ)
6676 kJ
Bilan énergétique
5608 kJ  6676 kJ  1068 kJ
C2H5OH(l)  3 O2(g) ➞ 2 CO2(g)  3 H2O(g)
Bilan énergétique de la combustion de l’éthanol :
(5 liens simples C-H) (3 liens doubles OO) (4 liens doubles CO)
 (1 lien simple CC)
 (1 lien simple CO)
 (1 lien simple OH)
(5  414 kJ)  347 kJ
 351 kJ  464 kJ
(3  498 kJ)
(6 liens simples HO)
(6  464 kJ)
(4  741 kJ)
4726 kJ
5748 kJ
Bilan énergétique
4726 kJ  5748 kJ  1022 kJ
EXERCICES
CHAPITRE 4
201
4
a) Effectuez le bilan énergétique de la réaction de combustion de chacun
de ces carburants. N’oubliez pas d’écrire l’équation balancée de chacune
des combustions.
La combustion du méthanol :
1068 kJ
 534 kJ/mol de CH3OH
2 mol de CH3OH
La combustion de l’éthanol :
1022 kJ
 1022 kJ/mol C2H5OH
1 mol de C2H5OH
c) Quelle est la chaleur massique de combustion de chacun des carburants ?
534 kJ
534 kJ
16,7 kJ
équivaut à

1 mol de CH3OH
32,05 g de CH3OH
1 g de CH3OH
1022 kJ
1022 kJ
22,18 kJ
équivaut à

1 mol de C2H5OH
46,08 g de CH3OH
1 g de C2H5OH
d) Quelle est l’énergie d’activation pour la combustion de 1 mol de chacun
des carburants ?
5608 kJ
Ea  2 mol CH OH  2804 kJ/mol de CH3OH
3
4
b) Quelle est la chaleur molaire de combustion de chacun des carburants ?
4726 kJ
Ea  1 mol C H OH  4726 kJ/mol C2H5OH
2 5
e) Vous partez en expédition et vous voulez voyager le plus léger possible. Dans
ce contexte, quel carburant vous offrira le plus grand potentiel énergétique ?
Expliquez votre réponse.
C’est l’éthanol qui m’offrira le plus grand potentiel énergétique puisqu’il a la plus grande chaleur
massique de combustion.
202
PARTIE II
EXERCICES

Exercices

Transcription

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